Учебно-методическое пособие по выполнению лабораторных и практических работ для студентов


Nl=2(2*l+1), l=0, m=0, s=1/2 , s=-1/2 S-подуровень N S =2(2*0+1)=2



страница2/10
Дата14.08.2018
Размер1.65 Mb.
#44558
ТипУчебно-методическое пособие
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Nl=2(2*l+1), l=0, m=0, s=1/2 , s=-1/2 S-подуровень N S =2(2*0+1)=2

l=1, m=-1 , 0 , +1, m=-1, s = + 1/2 , -1/2,

m=0, s = + 1/2 , - 1/2, p-подуровень Np = 2(2*1 +1 )=6

m=+1, s = 1/2 , -1/2,

n=1, N=2n2, N = 2* 12 =2 т.е. на I уровне максимально может быть два электрона.
n=2, N2= 2*22 =8

n=3, N3= 2*32 =18

n=4, N4= 2*42 =32

Например: на d-подуровне (l=2) количество электронов равно

N d = 2 (2* 2+1)=10
Правила и порядок заполнения атомных орбиталей. Правило Клечковского

Принцип минимальной энергии определяет, что наиболее устойчивыми состояниями любой системы, в частности атома или молекулы, является состояние с минимальным запасом энергии. Применительно к этому этот принцип означает, что электроны в атоме заполняют уровни с наименьшими значениями главного квантового числа n , а в пределах уровня сначала заполняются подуровни с наименьшими значениями орбитального квантового числа. Чем больше n, тем сильнее электрон связан с ядром и больше его орбиталь. Поскольку величина Еn имеет знак “минус”. Энергетический уровень Е1 дает минимальные значения полной энергии электрона. Ниже этого значения энергия не может быть. Энергетический уровень Е1 называется основным или невозбужденным. Остальные уровни являются возбужденными. Основную часть энергии электрона определяют главным квантовым числом (n). Однако при большом числе электронов наименьшее количество энергии электрона обуславливается не только числом n , но и орбитальным квантовым числом (l) , точнее суммой n+l . Наиболее просто можно усвоить распределение электронов исходя из правила Клечковского: Заполнение электронных уровней атомов с увеличением порядкового номера элемента происходит последовательно с ростом суммы (n+l) , а при равных значениях (n+l) осуществляется заполнение того уровня, которому соответствует большее значение l.

Например: 1S, n=1, l=0, n+l=1+0=1,

2S, n=2, l=0, n+l=2+0=2,

2p, n=2, l=1, n+l=2+1=3
Рассмотрим строение атома калия

+19 | | | | 1S2 2S 2 2P 6 3S 2 3P6 4S1

2 8 8 1

почему в атоме калия 3d не заполнено, а заполняется 4S



3d n=3, l=2, n+l= 3+2=5,

4S n=4, l=0, n+l= 4+0=4 , т.е. сумма (n+l) для 4S меньше, чем (n+l) для 3d, поэтому 4S заполняется раньше, чем 3d. Заполнение 3d-подуровня начинается с 21 элемента скандия. 21Sc 1S2 2S 2 2p 63S2 3p6 3d 14S2


Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов. Правило Хунда

Электронные формулы фиксируют занятые электронами уровни и подуровни и количество электронов на них. В электронных формулах используется обозначение уровней и подуровней, т.е. первым, цифровым символом обозначают уровень (номер), а вторым буквенным символом (s, p, d, f) обозначают подуровни. Число электронов на подуровне обозначают верхним первым индексом.

Например: 1Н 1S , для азота N 7 1S2 2S2 2p3

Электронно-графические формулы изображают атом в виде совокупности орбиталей, которые называют квантовыми ячейками. Например, для азота 1S2 2S2 2p3



S-подуровень

n =1, l=0, m=0
S
S= -1/2 S = +1/2


n =2


P-подуровень, l=1 m=-1,m=0,m=+1

Заполнение орбиталей – ячеек электронами осуществляется в соответствии с принципом Паули, минимизация энергии и правилами Хунда



При данном значении l электроны в атоме располагаются так, что суммарное спиновое число их максимально.
∑S = 1/2+ 1/2+1/2 =3/2

Если заполнили так, т.е. s = +1/2 s = - 1/2, спаренные электроны

∑s= 1/2 + (-1/2) + 1/2 =1/2

Химические свойства атомов определяются в основном строением наружных электронных уровней, которые называются валентными.

Заполненные энергетические подуровни, соответствующие электронным структурам атомов благородных газов, называют электронным остовом. Например: для натрия, имеющего электронную формулу 1S 22S2 2p6 благородного газа неона. Сокращенно электронную формулу благородного газа обозначают его химическим символом в квадратных скобках, например: 1S2 2S2 2p6 = [Ne]

Это позволяет упростить запись электронных формул, например для калия вместо 1S 22S2 2p6 3S2 3p6 4S1 можно написать [Ar] 4S1. Одновременно эта запись наглядно выделяет валентные электроны, определяющие химические свойства атомов элемента.

В электронно-графических (структурных) формулах в отличие от электронных изображают не только заполненные, но и вакантные орбитали валентных подуровней. Это позволяет предсказать изменение валентности элемента в результате перехода его атома в возбужденное состояние, что обозначают символом соответствующего элемента со звездочкой.

Например: 15P * [Ne] 3S2 3P3 n=3 ↓↑ S ↓↓↓ P


В невозбужденном состоянии атом фосфора имеет три неспаренных электрона на p-подуровне. При переходе атома в возбужденное состояние электронная пара s-подуровня может разделиться, и один из электронов с S- подуровня может переходить на d-подуровень. Валентность фосфора при этом меняется с трех в основном состоянии до пяти в возбужденном состоянии.

Контрольные вопросы
1 Какие элементарные частицы входят в состав атома?

2 Что такое электрон, протон, нейтрон?

3 Объясните, почему у многих элементов при одном и том же заряде ядра атома могут быть разные массовые числа. Почему у ряда элементов, например у хлора, нецелочисленные атомные массы?

4 Дайте характеристику квантовым числам. Почему в атоме не могут быть два электрона с одинаковыми квантовыми числами? Принцип Паули.

5 Объясните физический смысл графических изображений

S и р-орбиталей: S p

6 Изобразите электронно-структурные формулы атомов углерода, азота и кислорода. Подсчитайте суммы спиновых квантовых чисел электронов в этих атомах. Как изменяются эти суммы при нарушении правила Хунда.



  1. Напишите электронную и электронно-структурную формулу атома бора. Какую дополнительную информацию содержит электронно-структурная формула по сравнению с электронной.

  2. Правило Клечковского. Какой энергетический уровень и подуровень заполняется вперед 4S или 3d, 5S или 4p, 4f или 6p?

  3. Какое основное отличие р-орбиталей от d-орбиталей?

  4. Какое число электронов может находиться в энергетических состояниях 2S, 3p, 3d, 5f?

  5. Опишите форму орбитали, характеризующейся квантовыми числами: а) n=3, 1=0, m=0 ; б) n=3, 1=1, m=0+1-1; в) n=3, 1=2, m=0+1-1+2-2 Приведите символы орбиталей

  6. Охарактеризуйте набором квантовых чисел каждую из следующих орбиталей: 1S, 2p, 3d.

  7. Сформулируйте правила, которыми определяется число орбиталей и электронов данного электронного слоя. Например 1=0,1,2 n=1,2,3

  8. Какова максимальная емкость электронных слоев К, М, L, N?

  9. Зависит ли число орбиталей с данным значением 1 от номера энергетического уровня? Приведите буквенные обозначения орбиталей с указанными значениями 1.



Рекомендуемая литература

Основная

1 Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1998, глава 2, стр 53-75

2 Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неоганическая химия. М.: Высшая школа, 1990, глава 10, стр 102 -112

Дополнительная

3 Глинка Н.Л. Общая химия.(Под ред. А.И.Ермакова, - 28-е изд., перераб. и доп. – М.; Интеграл-Пресс, 2000 – 728с.)

4 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.;1988.

5 Павлов Н.Н Теоретические основы общей химии. М.,Высшая химия 1978.



Тема 3 Периодический закон и система Д.И.Менделеева в свете строения атома

Практическое занятие
Цели: закрепить знания по структуре периодической системы Д.И.Менделеева для определения электронных конфигураций атомов элементов.Научить: записывать с помощью формул электронную конфигурацию орбиталей атомов данной группы.

Объяснять закономерности в изменениях радиусов энергии ионизации атомов в периодах и группах периодической системы.




План

1 Структура периодической системы Д.И.Менделеева

2 Современная формулировка периодического закона Д.И.Менделеева

3 Свойства атомов элементов и периодичность их изменения

4 Общие свойства элементов и периодичность их изменения

5 Значение периодического закона Д.И.Менделеева


Методические рекомендации

При изучении этой темы основное внимание рекомендуется обратить на следующие вопросы: построение структуры периодической системы, исходя из электронной последовательности подуровней многоэлектронных атомов. Понятие периода и его формирование по правилам Кличковского. Причины различной длины периодов; s – ,p –, d –, f – элементы и их расположение в структуре периодической системы. Современная формулировка периодического закона. Расположение в периодической системе металлов и неметаллов. Свойства элементов: потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиусы Ван-дер-Ваальса. Общие свойства элементов и периодический характер их изменения. Значение периодического закона для химии.



1 Руководствуясь порядком заполнения подуровней электронами, можно объяснить структуру периодической системы. Для объяснения энергетической последовательности подуровней с помощью правил Кличковского нужно поместить под символом каждого подуровня соответствующие ему сумму n + I и значение.



период

1

2

3

4

5

подуровни

1s

<2s<2p

<3s<3p

<4s<3d<4p

<5s<4d<5p

(n + l)

1+0

2+0 2+1

3+0 3+1

4+0 3+2 4+1

5+0 4+2 5+1

n

1

2 2

3 3

4 3 4

5 4 5

6

7

<6s<4f<5d<6p

<7s<5f<6d<7p

6+0 4+3 5+2 6+1

7+0 5+3 6+2 7+1

6 4 5 6

7 5 6 7

Структура периодической системы элементов




Период

Подуровни

Число эле-

Ментов в периоде



S – элеме –

нты


f – элеме –

нты


d – элеме –

нты


P – элеме –

нты


1

2

3



4

5

6



7

1s (1)

2s (2) 3s (3)

4s (4)

5s (5)


6s (6)

7s (7)


-

-

-



-

-

4f (7)



5f (8)

-

-

-



3d (5)

4d (6)


5d (7)

6d (8)


-

2p (3)


3p (4)

4p (5)


5p (6)

6p (7)


7p (8)

2

8

8



18

18

32



32


Сравнение таблицы с длиннопериодным вариантом периодической системы (форзац учебника) показывает, что она в целом очень хорошо передает структуру системы элементов. В 6,7 периодах за 6s и 7s элементами следуют 4f и 5f элементы.

Основной структурной единицей системы элементов является период.

Периодом с номером n называется совокупность химических элементов, начинающая ns – элементами и заканчивающая np – элементами. Исключение составляет первый период, в котором нет p – элементов. В периодической системе элементов семь периодов: 1,2,3, - малые периоды; 4,5,6,7 – большие периоды, которые состоят из двух рядов. Легко объяснимо деление элементов на А и В – группы (главные и побочные подгруппы), основанные на различии в заполнении электронами энергетических уровней.

У элементов А – групп заполняется S – подуровень (S - элементов) Р – подуровень (Р - подуровень) внешних уровней. У элементов В – групп заполняются d – подуровень (второго с наружи уровня) d – элементы. У лантоноидов и актиноидов заполняются 4f и 5f подуровни (f - элементы). У элементов В – групп валентными электронами являются не только внешних и предвнешних уровней, когда их атомы находятся в возбуждённом состоянии. Номер указывает число валентных электронов, которые участвуют в образовании химических связей. В этом физический смысл номера группы. Итак, строение атомов обусловливает две закономерности:

1) изменение свойств элементов по горизонтали (слева направо);

2) изменение свойств элементов по вертикали (сверху вниз).

2 Свойства химических элементов и образующих ими простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Заряд ядра определяет порядковый номер элемента в периодической системе. С ростом порядкового номера усложняется структура периодов и увеличивается число элементов в них. В периодах происходит повторение строения валентных электронных оболочек. Элементы с одинаковыми конфигурациями валентных оболочек образуют вертикально расположенные в периодической системе группы и подгруппы. Так как физические и химические свойства элементов определяются прежде всего их валентными электронными конфигурациями, эти свойства тоже периодически изменяются с ростом ядра элемента.

Свойства химических элементов закономерно изменяются в периодах при переходе от щелочных металлов к благородным газам, а также в группах при переходе от элементов с малыми номерами периодов к элементам с большими номерами периодов.

Д.И.Менделеев открыл периодический закон, основываясь на закономерности изменения свойств элементов при увеличении массы атомов. Существует много вариантов периодических таблиц химических элементов. Наиболее широкое распространение получили коротко – и длиннопериодный варианты. Длиннопериодный вариант, является более наглядным, менее компактен. Чаще применяют короткопериодный вариант, так как его таблицы компактнее.



3 К числу важнейших свойств атомов относится потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус Ван – дер – Ваалься.

3.1 Потенциал ионизации I – это энергия, которую необходимо затратить для удаления одного электрона с валентной орбитали изолированного, свободного атома в основном состоянии.

Различают первый, второй и последующие потенциал ионизации, т.е. потенциалы, отвечающие удалению первого, второго и каждого из последующих электронов.

Э0 – е - > Э+ – I,

Где, Э0 - атом элемента; Э+ – однозарядный катион элемента; е – электрон; I – первый потенциал ионизации. Первые потенциалы ионизации с увеличением заряда атомного ядра Z изменяется периодически. В пределах периода I1 растет, после завершения периода I1 резко падает, и с началом нового периода I1 снова растет. По группам значения I1 уменьшается.

3.2 Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется в результате присоединения электронейтральным атомом элекрона и превращения его в анион.

Э0 + е -> Э- + Е

В целом, с ростом порядкового номера элемента в периоде, сродство к электрону растет, а при движении по группе падает. Эти изменения связаны с тем, что в многоэлектронных атомах на электроны удаленных от ядра валентных подуровней действует не полный заряд (Z) ядра, а значительно меньший эффективный заряд.

Электроны, находящиеся на внешних уровнях легко отрываются, т.е. затрачивается меньше энергии. В периоде (слева направо) потенциал ионизации растет т.к. число валентных электронов увеличивается, а в группе увеличивается (сверху вниз), и энергии (выделяется) затрачивается меньше.

3.3 Электроотрицательность – это мера способности атома элемента к приобретению электрического заряда при образовании химической связи. Электроотрицательность X вычисляют на основе измерения потенциала ионизации и сродства к электрону.

Рассмотрим пример образования молекулы АВ из различных атомов А и В, отдающих на образование связи по одному электрону. Если электронная пара целиком переходит к атому В, то этот атом превращается в анион,


  • В + е -> :В- + Е присоединение электрона характеризуется сродством к электрону атома В. Атом А теряет электрон и превращается в катион; при этом затрачивается энергия I :

  • А – е – А+ – IA . В целом энергия этой реакции характеризуется суммой (-IA + EB)

  • A +.B -> A+: B- - IA + EB

Если же электронная пара переходит к атому А, то энергия характеризуется суммой (-IB + ЕA) .А +. В –> А:- В+ - IB + ЕA

Из двух возможных реакций протекает та, в результате которой выделяется больше энергии. Таким образом, если сумма ( -IA + ЕB ) больше, чем сумма (- IB + ЕA ) т.е. если

- IA + ЕB > -IBA , то образуется А+-.

После алгебраического преобразования (прибавить к обоим сторонам этого неравенства УA + УB , то получим ЕB + IB > ЕA + IA

Таким образом электроотрицательность атома В больше электроотрицательности атома А; ХB > ХA

Широко распространенная шкала электроотрицательностей основанная на термохимических данных была предложена Л.Полингом.

3.4 Радиус атома по Ван - дер – Ваальсу – это половина кратчайшего расстояния, на которое могут сблизиться ядра двух одинаковых атомов, если они принадлежат разным молекулам.

Радиусы Ван-дер-Ваальса уменьшаются по периоду, и увеличиваются по группе. Причина этого заключается в уменьшении размеров внешних электронных орбиталей при росте заряда ядра в периоде. В группе радиусы увеличиваются из-за того, что с ростом номера элемента в подгруппе увеличивается число энергетических уровней.


4 К числу общих свойств относятся металличность и неметалличность элемента, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства и способность к участию в комплексообразовании.

Количественно металличность и неметалличность определяется электроотрицательностью элемента. Чем ниже электроотрицательность, тем больше электроположительность, тем ярче выражены металлические свойства. И наоборот, чем больше электроотрицательность элемента, тем сильнее выражены неметаллические свойства.

По периодам металличность уменьшается, неметалличность увеличивается, так как увеличивается число валентных электронов на внешнем уровне. По подгруппам металличность возрастает, т.е. увеличивается число энергетических уровней. Самым ярко выраженным металлом является Fr (франций) и Cs (цезий), самым выраженным неметаллом – F (фтор).

Кислотно-основные свойства в периодах и группах изменяются также, как металличность и неметалличность. Металлы (электроположительные - щелочные) - образуют самые сильные основания. Электроотрицательные неметаллы образуют сильные кислоты.

NaOH -> Mg(OH)2 -> Al(OH)3 -> H2SiO3 -> H3PO4 -> H2SO4 -> HСlO4


сильное основание



слабое основание

амфотерное основание

слабая кислота

кислота ср. силы

сильная кислота

очень сильная кислота

В группе электроположительность элементов растет, значит основные свойства увеличиваются Be(OH)2 – амфотерное основание, Ba(OH)2 – сильное основание.

В группах сила бескислородных кислот растет Н2О – амфоkbт, Н2Те – сильная кислота, т.к. радиус иона увеличивается, и сила притяжения протона водорода (Н) уменьшается.

Окислительно-восстановительные свойства

Металлы являются самыми сильными восстановителями, наиболее электроотрицательные элементы проявляют свойства окислителей. По периодам ослабевают восстановительные и усиливаются окислительные свойства элементов. Например, в третьем периоде восстановительная способность уменьшается в ряду Na -> Mg -> Al -> Si -> P; окислительная способность растет P -> S -> Cl. Окислительно-восстановительные свойства элемента зависят от числа проявляемых им степеней окисления. По периоду число проявляемых степеней окисления растет: Na проявляет две степени окисления (Na0; Na+), а Cl проявляет шесть (Cl02, Cl-, Cl+, Cl+3, Cl+5, Cl+7).

По группам возрастает восстановительная способность и уменьшается окислительная; во второй группе (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) самым сильным восстановителем является Ва, в седьмой группе самый слабый окислитель I (F, Cl, Br, I).

Комплексообразование изменяется по периоду и группам и подчиняется сложным периодическим закономерностям.



5 Значение периодического закона состоит в том, что он является главным инструментом систематизации и классификации химической информации, очень важным средством толкования, мощным инструментом предсказания свойств химических соединений и средством направленного поиска соединений с заранее заданными свойствами.

Правильность учения о строении атома всегда проверялась периодическим законом. В 1921 году Нильс Бор показал, что элемент 72 Hf (гафний), существование которого предсказано Д.И. Менделеевым в 1870 году, должен иметь строение атома, аналогичное цирконию (Zr – 2, 8, 18, 10, 2 и Hf – 2, 8, 18, 32, 10, 2), а поэтому искать этот элемент следует среди минералов циркония.

Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человека. Можно без преувеличения сказать, что периодический закон является первоисточником всех великих открытий химии и физики ХХ века. Он сыграл выдающуюся роль в развитии других смежных с химией естественных наук.
Контрольные вопросы


  1. Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева.

  2. Объясните физический смысл порядкового номера элемента, номера периода, номера группы.

  3. По содержанию в живых организмах макроэлементами считают O, H, C, N, Ca, S, P, K, Si, Mg, Fe, Na, Cl. Назовите среди них s-, p- и d-элементы. Проанализируйте распределение биогенных элементов по периодам и группам периодической системы.

  4. Запишите электронные и электронно-структурные формулы следующих атомов

B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg

Al, Si, P, S, Cl, Ar, K, Ca

и сравните их. Объясните изменения физических свойств в пределах каждого ряда на основании электронного строения атомов. Что отличает Na, Mg, K, Ca, Ne, Ar от остальных элементов? Как связаны химические свойства этих элементов с их электронным строением?


  1. В чем проявляется близость химических свойств элементов-аналогов? Рассмотрите этот вопрос на примерах C – Si, N – P, O – S, F – Cl, Na – K, Mg – Ca. Для этого запишите и сравните электронные и электронно-структурные формулы этих элементов.

  2. Что такое потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность? Как они изменяются в периодах и группах?

  3. Объясните, почему первый потенциал ионизации У1 и энергия сродства к электрону Е у щелочных металлов меньше, чем у атома водорода. Почему У1 и Е у атомов галогенов гораздо больше, чем у атомов водорода и щелочных металлов?

  4. сравните значение сродства к электрону атомов азота и кислорода. Какой из этих атомов имеет большее сродство к электрону и чем это объясняется?

  5. Приведите электронные конфигурации атомов четвертой группы элементов в основном состоянии. Как деление на подгруппы для элементов данной группы периодической системы Д.И. Менделеева отвечает строению их атомов?

  6. Что является причиной периодического изменения свойств элемента?


Рекомендуемая литература

Основная:

1 Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1998, глава 2, стр 53-75

2 Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неоганическая химия. М.: Высшая школа, 1990, глава 10, стр 102 -112

Дополнительная:

3 Глинка Н.Л. Общая химия. (Под ред. А.И.Ермакова, - 28-е изд., перераб. и доп. – М.; Интеграл-Пресс, 2000 – 728с.)

4 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.;1988.

5 Павлов Н.Н Теоретические основы общей химии. М.,Высшая химия 1978.




Тема 4 Типы химической связи. Характеристика веществ с различным типом химической связи

Практическое занятие

Цели: Изучить основные типы химической связи (ковалентная, донорно-акцепторная или координационная, металлическая, водородная).

Дать характеристики связей. Особенности метода валентных связей.

Сигма-пи – связи. Типы гибридизации и геометрия молекул.

Уметь определять свойства вещества по типу химической связи. Особенности металлической и водородной связи.

Изучение данной темы необходимо для понимания теории химической связи в химии и биологии.

План


  1. Типы связей

  2. Характеристики связи.

  3. Метод валентных связей. Сигма - и пи – связи

  4. Гибридизация атомных орбиталей

  5. Тип связей и свойства веществ. Межмолекулярные взаимодействия


Методические рекомендации

1 Квантовая химия описывает химическую связь, как результат электростатического взаимодействия между электронами валентных подуровней и положительно заряженными остовами атомов. Многие физические и химические свойства веществ определяются типами химических связей. Можно выделить следующие типы связей: ковалентная, ионная, поляр- ная, координационная, металлическая, водородная.

Ковалентная связь образуется двумя атомами одного и того же элемента, за счет образования общей электронной пары. В результате обобществления двух электронов двух атомов возникает связывающая электронная пара. Например, атом водорода имеет один не спаренный электрон, при образовании молекулы каждый атом предоставляет не спаренный электрон,


Каталог: files -> book
book -> Гельминтоз
book -> Отчеты и обработки подсистемы учета ндс настройка параметров учета Настройка параметров учетной политики для целей ндс
book -> Секреты профессиональной работы с С: Бухгалтерией (редакция 0). Учет расчетов по ндс
book -> Медицинское информационное агентство
book -> Эрик Перл Воссоединение: Исцеляй других, исцеляйся сам
book -> Паисий Святогорец
book -> Учение об элементах (Таттва-видья)
book -> Структура книги Теория бухгалтерского учета расчетов по налогу на прибыль


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница